М О Д У Л Ь 1

1. Будова атома. Ізотопи.

{ Атом складається з позитивно зарядженого ядра и негативно зарядженого електрона. Заряд електрона становить e= 1,602* Кл. Атом є електронейтральним, у ядрі зосереджено основну масу атома, ядро складається з протонів і нейтронів. Оскількі ці маси дуже малі для них прийнято атомну одиницю маси яка дорівнює маси ізотопу . У цих одиницях виражається маса атома і молекули. Заряд ядра визначається кількістью в ньому протонів, а масове число сумою протонів і нейтронів.M=P+N.

Ізотоп – це різновид атомів, що має одноковий заряд ядра, але різнку кількість нейтронів у ядрі.}

2. Будова атома. Квантово-механічна модель атома.

{n - головне квантове число, яке визначає запас енергії в електронах на певному енергетичному рівні.n=1,2,3,4 …..Відповідає номеру періода.

L –орбітальне або побічне квантове число, яке визначає кількість енергетичних підрівнів та форму орбіта лей, L=n-1.

m- магнітне квантове число визначає кількість комірок, та описує орієнтацію орбіта лей в просторі m= буває від –l{L} до +l{L} m=2L+1.

s- спінове квантове число описує направленість оберту електрона в магнітному полі. Є

- , +

Квантове число- це енергетичний параметр який визначає стан електрона и тип атомної орбіта лі на якій вона знаходится. Квантові числа необхідні для опису стану кожного електрона в атомі.}

3. Будова атома. Склад ядер атомів. Ізотопи.

Третие практически тоже самое что и перове.

4. Валентність та ступінь окислення. Показати валентні можливості для s.

{Cтупінь окиснення дорівнює - заряду атома елемента в сполуці

1) Ступінь окиснення атомів, що входить до складу простих речовин дорівнює 0

2) Алгеброїчна сума дорівнює нулю а для іонів їхньому заряду

3) Ступінь окиснення s-елементів дорівнює +1

4) Гідроген в сполуках має ступінь окиснення +1, виняток становлять гідрати металів, гідроген в них має -1(NaH, CaH)

5) Оксиген у більшості сполуках має ступінь окиснення -2, виняток становить пероксиди, су пероксиди та інші. Максимальний ступінь окиснення змінюється періодично зі збільшення порядкового номеру.

Валентність- це здатність даного елементу приєднувати до себе інші елементі або заміщати певну кількість атомів. Кількість валентності визначається числом хімічних зв’язків, які устворюються атомами.

- Спочатку вимірюється по водню

- Валентність визначається числом електронів, які атом віддає для утворення спільних електронних пар }

5. Водневий зв’язок. Його особливості.

{ Водневий зв’язко з'являється при утворенні об’єднаних електонами атома водню однієї молекули води с неподільною електроною парою атомів кисню другої молекули води. Для утворення водневого зв’язку необхідно щоб один або декілька атомів водню були зв’язані з невеликими по електронегативності атомами(N,F,O) }

6. Гідроліз солей. Рівняння ступінчатого гідролізу.

{ Гідроліз солей-це взаємодія речовини з водою при якому складові частини речовини з’єднуються з складовими частинами води. Гідроліз- це розкладання водою. У реакції приймають учать солі які утворені слабкою кислотою та слабкою основою.

1) Солі утворені сильною кислотою ті сильною основою –гідролізу не піддаються і знаходяться в нейтральному середо віші тому що pH=

2) Cолі утворені слабкою кислотою і сильною основою, будуть знаходитися у лужному середовищі тому що pH> .Супроводжуються отриманням OH

3)Солі утворені сильною кислотою і слабою основою, будуть знаходитися у кислому середовищі тому що pH < .Супроводжується отриманням H

}

7. Еквівалент. Визначення мас еквівалентів складних речовин.

{ Еквівалент-це така кількість речовини яка відповідає одному молю атомів гідрогену в обмінних реакціях і одному електрону в окисно-відновних реакціях.

Є а) молярна маса еквівалента оксиду

M-малярна масса оксиду, В- валентність елемента, n-його кількість

б) молярна маса еквіваленту кислоти

, z- визначається по кількості атомів гідрогену (H).

в) молярна маса еквіваленту гідрооксиду

, z- визначається кількістю атомів гідрооксиду (OH)

г) молярна маса еквівалента солі

, B- добуток валентності металу, (n)-на його кількість }

8. Еквівалент. Закон еквівалентів.

{ Закон Еквівалента- маса реагуючих речовин співвідноситься як молярні маси еквівалентів цих речовин

}

9. Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник (рН).

{ Електрична дисоціація- це розпад молекули на іони. Іонний добуток води- це добуток концентрації іонів гідрогену і гідроксиду за даної температури.

Водневий показник:

> - буде лужне середовище(виділиться гідрооксид OH)

= - , буде нейтральне середовище

< - буде кисле середовище(виділиться гідроген H)

Гідрогенний показник або pH- називається десятковим логарифмом концентрації іонів гідрогену у розчині взятий з протилежним знаком. }

10. Електролітична дисоціація. Константа дисоціації.

{ Константа дисоціації-характерезує здатність електроліта дисоціювати на іони. Чим більше константа тим легше електроліти розпадаються на іони. }

11. Електролітична дисоціація. Ступінь і константа дисоціації.

{ Ступінь дисоціації- це величина яка характеризує стан рівноваги в реакціях дисоціації в гамогених або однорідних системах. Вона дорівнює добутку концентрації іонів, що утворилися поділену на концентрацію недисоційованих іонів. . Константу дисоціації можна виразити через концентрацію електроліта [c] і ступінь дисоціації [L]. K=L*C.}

12. Закон Авогадро та наслідки з нього.

{ Був винайдений у 1811 році. Закон Авогадра - однакові об’єми різних газів при стандартних умовах мають однакову кількість частинок. Перший наслідок 1 моль будь-якого газу при стандартних умовах(T=273K, P=101,3 кПа ) заповнює об’єм 22,4 літра.

Другий наслідок- за однакових умов густини різних газів пропорційні їх молярним масам.

. Число Авагадра дорівнює = 6,022* }

13. Іонний добуток води. Водневий показник (рН). Шкала кислотно-лужних відношень.

Уже давал на это ответ в 9 номере

14. Іонний зв’язок. Особливості іонного зв’язку.

{ Іонний зв'язок- це хімічний зв'язок який виникає завдяки електростатичному притяганню різнойменно зарядженних іонів, також утворюється між атомами які мають велику різницю електронегативності, при якій спільна електронна пара переходить до атому с більшою електронегативністю. З'єднання з чисто іонним зв’язком немає. Він також немає направленості и насичуваності }

15. Кислоти. Класифікація кислот.

Кислота- це сполука, що складається х одного або декількох атомів гідрогену і кислотного залишку. Вони дисоціюють з утворенням позитивно зарядженого гідрогену (H) та негативно зарядженим кислотнім залишком . Номенклатура для безоксигшенових кислот використовується слово –“гідрогенна ” наприклад: HCl-хлоридгыдрогену. Класифікація: а) за вмістом оксисену в сладі кислоти є безокисгеновмістна(HCl,H2S,) і оксигеновмістна( ). За кількістю атомів визначають її основність

-одноосновна(HCl)

-двоосновна(H2S)

-триосновна( ).

За силою поділяються на слабкі та сильні кислоти. Силу можна визначити щза правилом Полінга. . Чим більше буде (m-n) тим сильніше буде кислота, якщо m=3 то кислота вважається сильною якщо 0 то дуже слабкою а якщо 1 просто слабкою.